Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая химия. Пособие для подготовки к централизованному тестированию
.pdf
7
N
7
N
3
−
4
+
Азот – это неметалл. По распространенности на Земле он занимает примерно 20-е место среди химических элементов (его
массовая доля составляет 0,04 %, а мольная – 0,03 %). Азот сущес
твует в природе в виде двух устойчивых нуклидов –
совые доли которых соответственно равны 99,634 и 0,366 %.
На Земле элемент азот встречается как в свободном, так и в свя
занном виде.
В свободном виде, образуя простое газообразное вещество N2,
азот входит в состав атмосферы, составляя в ней 78 % по объему и
~75 % по массе.
В связанном виде азот входит в состав соединений животных
и растительных клеток (мочевины, белков, аминокислот, нуклеиновых кислот), а также солей азотной кислоты, которые образуют самостоятельные месторождения на суше и называются селитрами: NaNO3 – чилийская селитра; KNO3 – индийская селитра;
Ca(NO3)2 – норвежская селитра.
Азот является жизненно важным элементом, основой белков
и нуклеиновых кислот и определяет существование всего живого
на Земле: растений, животных, человека.
Непосредственно из воздуха азот могут усваивать только некоторые виды бактерий. Все же другие организмы могут усваивать
только связанный азот.
Во время грозы атмосферный азот при разряде молний взаимодействует с О2, содержащимся в воздухе, образуя NO, который затем
окисляется до NO2. Оксид азота(IV), растворяясь в каплях дождя,
превращается в HNO3 и попадает в почву, воды морей и океанов.
Растения извлекают из почвы азот в виде ионов
и осуществляют синтез азостистых оснований, нуклеотидов, ами
нокислот и сложных белковых молекул.
и
, мас-
и
-
-
-
121
122
Животные, птицы, рыбы, человек, поедая растения и их плоды, усваивают эти соединения азота и используют их уже для нужд
своих организмов.
В процессе метаболизма азот выводится из организма человека и животных в виде мочевины (NH2)2CO, которая усваивается
растениями.
При гниении остатков растений и животных под влиянием
бактерий органические вещества, содержащие азот, превращаются в неорганические соединения азота, в том числе и в молекулярный азот N2, который выделяется в атмосферу. Таким образом,
цикл превращений азота замыкается.
Элемент азот образует только одно простое вещество (с тем
же названием), формула которого N2. При нормальных условиях
это бесцветный газ без вкуса и запаха, не ядовит, не поддерживает
дыхания и горения.
Азот немного легче воздуха, имеет температуру кипения, равную –198 °С (ниже, чем у кислорода), плохо растворим в Н2О
(~0,023 объема в одном объеме Н2О при 0 °С или 0,0287 г в 1 кг Н2О).
Атомы N в молекуле N2 связаны между собой тремя ковалентными связями: одной σ- и двумя π-связями:
N ≡ N.
Чтобы разорвать их, нужно затратить много энергии
(~945 кДж/моль), поэтому N2 в обычных условиях чрезвычайно
инертен (уступает в этом только благородным газам) и очень плохо
вступает в реакции с другими веществами. Молекула N2 устойчива
и не распадается на атомы даже при очень высоких температурах.
Так, например, при 3000 °С и давлении 101,325 кПа разрушается
лишь 0,1 % от общего числа имеющихся молекул азота.
Чтобы азот вступил в химическую реакцию, необходима активация его молекул нагреванием, облучением, электрическим
разрядом, использованием катализаторов. Часто применяют одновременно несколько перечисленных способов активации.
В промышленности N2 получают из воздуха, причем он всегда
содержит в себе различные примеси.
В лаборатории часто используют чистый азот, который образу-
t
=
t
=
t
→
3 1
3
NF
+ −
ется при разложении некоторых соединений:
NH4NO2
N2↑ + 2H2O;
нитрит аммония
(NH4)2Cr2O7
Cr2O3 + N2↑ + 4Н2О;
дихромат аммония
2NaN3
азид натрия
2Na + 3N2.
В таблице Д.И. Менделеева элемент азот (N) расположен
во втором периоде VA-группе. Порядковый номер – 7, заряд ядра
равен +7. Вокруг ядра вращается семь электронов. Графическая
электронная формула выглядит так:
На внешнем слое у атома N в невозбужденном состоянии имеется три неспаренных электрона, за счет которых он может образовать три ковалентные связи по обменному механизму, поэтому
его валентность в этом случае будет равна 3. Так как у атома N на
внешнем слое нет вакантных орбиталей, то в возбужденном состоянии электронная пара, расположенная на 2s-подуровне, распариться не может. Однако в ряде соединений (NH
азот проявляет валентность, равную 4. Дополнительная четвертая
связь образуется по донорно-акцепторному механизму, причем
атомы N выступают в роли донора электронной пары.
Азот в соединениях проявляет как положительную, так и отрицательную степень окисления.
Положительную степень окисления атомы N проявляют при взаимодействии с атомами более электроотрицательных элементов, чем сами
(F, O). В этом случае они выступают в роли восстановителя и отдают
другим атомам электроны со своего внешнего слоя. Величина степени
окисления при этом равна +3. Атомы N в соединениях с кислородом
могут проявить также степени окисления +1, +2, +4 и +5.
С фтором (F2) азот не взаимодействует, однако косвенным путем
или в условиях электроразряда можно получить фторид азота(III):
+
, HNO3 и т. д.)
4
4NH3 + 3F2 = 3NH4F +
.
12
12
C кислородом азот вступает в обратимую реакцию только при тем-
t
=
1
+
3
+
4
+
5
+
2
−
1N−
t
=
3 13− +
4 3
3 4
Si N
+ −
t
=
3 3 3 3
N C C N
− + + −
≡ − ≡
пературе электрической дуги (3000–4000 °С). Реакция является эндотермической и обратимой. При этом образуется оксид азота(II):
N2 + O2
2NO.
В природе эта реакция протекает в атмосфере во время грозы.
Азот образует с кислородом еще несколько оксидов (
O2(N2O4),
только косвенным путем.
). Однако все они в отличие от NO получаются
2O5
O,
2
2O3
Оксиды N2O и NO являются безразличными или несолеобразую-
щими, а остальные – кислотными.
Отрицательную степень окисления атомы азота (N) проявляют при взаимодействии с атомами менее электроотрицательных
элементов, чем сами (Cl, S, C, P, Н, Si, металлы). В данном случае
они выступают в роли окислителя и забирают от других атомов
три недостающих до завершения своего внешнего слоя электрона.
Величина степени окисления при этом равна –3, хотя в некоторых
соединениях (
окисления –2 или –1. Это связано с тем, что в таких соединениях
,
H2OH и др.) атомы азота проявляют степень
2H4
атомы N часть связей образуют не с менее электроотрицательными атомами, а между собой или с более электроотрицательными
атомами:
,
Бинарные соединения азота, в которых он проявляет степень
окисления –3, носят общее название нитриды.
Нитрид хлора(I) обычно получают косвенным путем:
NH4Cl + 3Cl2
4HCl +
.
При высоких температурах N2 реагирует с кремнием и углеродом:
N2 + 2C
2N2 + 3Si t
(CN)2 – дициан, газообразное вещество, молекулы
(нитрид кремния(IV);
которого имеют следующее строение:
.
С фосфором и серой N2 непосредственно не взаимодействует.
1 3
3
Li N
+ −
t
=
2 3
Ca N
+ −
p, t,
←→
êàò
Азот при нагревании реагирует с активными металлами (щелочными, щелочноземельными, Al). С литием N2 может реагировать без нагревания уже при обычных условиях. При этом образуются нитриды металлов:
6Li + N2 = 2
3Ca + N2
(нитрид лития);
(нитрид кальция).
Нитриды металлов легко разлагаются H2O и растворами кислот:
Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3↑;
Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3↑;
Li3N + 3HCl = 3LiCl + NH3↑;
Ca3N2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2NH3↑.
С Н2 азот взаимодействует с достаточной скоростью только при
высокой температуре и в присутствии катализаторов. При этом
образуется аммиак (NH3) – газ с резким запахом. Эта реакция используется в промышленности. Она является экзотермической
и обратимой, и, чтобы в условиях ее проведения сместить равно
весие в сторону синтеза NH3, реакцию осуществляют под высоким давлением:
N2 + 3H2
2NH3.
Чрезвычайно большое значение имеет азот для жизни растений и животных, поскольку он входит в состав белков. Соединения азота применяются в производстве минеральных удобрений,
взрывчатых веществ. В больших количествах N2 используется
для производства NH
ких лампах накаливания, при перекачке горючих жидкостей и т. д.).
, для создания инертной среды (в электричес-
3
-
125
12
Одним из важнейших соединений азота является аммиак NH3.
Атом N в молекуле NH3 за счет своих неспаренных электронов
внешнего слоя образует по обменному механизму три ковалентные связи с атомами водорода. Кроме того, у него на внешнем
слое остается еще не поделенная электронная пара, расположенная на s-подуровне. В связи с этим электронную формулу аммиака можно представить следующим образом:
Все связи в молекуле NH3 являются полярными, и их электронная плотность смещается к более электроотрицательному атому
азота. Вследствие этого на нем сосредоточен частичный отрицательный заряд (|δ| < 1), а на атомах Н – частичный положительный заряд (δ+< 1).
Молекулы аммиака способны образовывать между собой водородные связи, поэтому NH3 легко сжижается и обладает сравнительно высокой температурой кипения (–33 °С):
Молекулы NH3 – полярные и имеют пирамидальную форму
(рис. 8). В вершине пирамиды расположен атом азота, а в основании – атомы водорода. Углы связи НNH в молекуле составляют 107°, т. е. близки к тетраэдрическим (109°28’). Это позволяет
предположить, что атом N в молекуле NH3 находится в состоянии
sp3-гибридизации. Некоторое отклонение углов связи от тетраэд-
рических объясняется влиянием неподеленной электронной пары
атома азота, занимающей гибридную орбиталь, расположенную
в вершине пирамиды (см. рис. 8).
Рис. 8. Схема образования молекулы NH
3
Эта электронная пара оказывает существенное влияние на характер химических свойств аммиака, так как позволяет атому N
образовать еще одну ковалентную связь, но уже по донорно-акцепторному механизму.
Аммиак является бесцветным газом с резким удушающим запахом. Он ядовит, но при вдыхании в небольших количествах повышает функциональную активность отдельных структур головного мозга, стимулирует работу сердца, поэтому NH3 используется
в медицине для приведения человека в сознание при неглубоких
обмороках.
Однако вдыхание аммиака в больших количествах приводит
к острому отравлению, сопровождающемуся поражением органов
дыхания, глаз и в итоге – к летальному исходу.
Полярность молекул NH3 обеспечивает его хорошую растворимость в Н2О, молекулы которой тоже полярны. При 20 °С и атмосферном давлении в одном объеме Н2О растворяется до 700 объемов NH3. Хорошая растворимость аммиака в Н2О вызвана также
и способностью его молекул образовывать межмолекулярные водородные связи с молекулами Н2О:
Водный (3–10 %) раствор NH3, используемый в быту, медицине, называется нашатырным спиртом, а более концентрированный (18–25 %), применяемый в промышленности, –
аммиачной
водой.
12
12
При растворении аммиака в Н2О происходит образование гидрата аммиака NH3 ∙ Н2О, который частично диссоциирует, образуя
катионы аммония NH
NH3 + Н2О NH3 ∙ Н2О NH
+
и гидроксид-ионы OH–:
4
+
+ OH–.
4
Данное равновесие при обычных условиях значительно смещено влево, поэтому водный раствор аммиака является слабым
основанием (K
= 1,8 ∙ 10–5). Растворы NH3 окрашивают индика-
дис.
тор лакмус в синий цвет.
Установлено, что молекулы NH4OH в водном растворе не существуют, поэтому формулу гидроксида аммония правильнее записывать в виде гидрата аммиака NH3 ∙ Н2О.
В химическом отношении аммиак – весьма реакционноспособное вещество. Являясь донором электронной пары, он может
присоединять к себе ионы H+:
образуя при взаимодействии с кислотами соли аммония:
NH3 + HCl = NH4Cl (хлорид аммония);
NH3 + НNО3 = NH4NО3 (нитрат аммония).
Многоосновные кислоты с NH3 взаимодействуют ступенчато:
NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 (гидросульфат аммония);
NH4HSO4 + NH3 = (NH4)2SO4 (сульфат аммония);
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4.
(суммарное уравнение)
Соли аммония получаются и при взаимодействии водных растворов аммиака с кислотными оксидами:
СО2 + NH3 + Н2О = NH4НСО3;
NH4НСО3 + NH3 = (NH4)2СО3;
СО2 + 2NH3 + H2O = (NH4)2СO3.
(суммарное уравнение)
Образовывать в водном растворе ковалентную связь по донорноакцепторному механизму NH3 может не только с ионами H+, но и с
ионами металлов (особенно принадлежащих к d-семейству). В этом
случае образуются разнообразные комплексные соединения – ам-
t
=
t,
=
êàò.
t
=
миакаты, хорошо растворимые в Н2О. Данные реакции используются в аналитической химии для растворения осадков, образованных нерастворимыми в сильных кислотах солями:
4NH3 + CuCl2 = [Cu(NH3)4]Cl2;
2NH3 + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl.
Поскольку гидрат аммиака – слабое основание, его удобно
использовать для осаждения амфотерных гидроксидов из водных
растворов солей, так как в этом случае исключается возможность
растворения осадка при избытке реагента:
AlCl3 + 3 NH3 ∙ Н2О = Al(OH)3↓ + 3 NH4Cl;
Zn(NO3)2 + 2 NH3 ∙ Н2О = Zn(OH)2↓ + 2NH4NO3.
Если для таких целей использовать растворы других щелочей,
то их нужно брать строго определенное количество во избежание
растворения осадка избытком реагента.
Атом азота в молекуле NH3 находится в своей низшей степени
окисления –3. В связи с этим аммиак обладает ярко выраженными восстановительными свойствами.
Аммиак сгорает в О2 с образованием азота и воды:
4NH3 + 3O2
2N2 + 6H2O.
Если эту реакцию вести в присутствии катализатора, то вместо
N2 образуется оксид азота NO:
4NH3 + 5O2
4NО + 6H2O.
В ходе протекания этих реакций выделяется большое количество теплоты, поэтому смеси аммиака с воздухом или кислородом
взрывоопасны.
Газообразный NH3 может окисляться и при действии других
окислителей:
2NH3 + 3CuO
3Cu + N2↑ + 3Н2О.
В водном растворе NH3 окисляется KMnO4 и многими другими
сильными окислителями:
2NH3 + 2 KMnO4 = N2 + 2MnO2↓ + 2KOH + 2Н2О.
Серная и азотная кислоты (концентрированные и разбавленные) при обычных условиях NH3 не окисляют, так как образуют с
ним соли аммония.
12
10
В некоторых случаях NH3 в ОВР может выступать в роли окис-
t
=
t, =êàò
t,
êàò
лителя за счет атомов H, проявляющих в нем свою высшую степень окисления +1 и связанных с атомом азота сильно полярными
связями. Для NH3 реакции данного типа мало характерны. Только
при взаимодействии с активными металлами (щелочными, щелочноземельными, Al, Mg) аммиак при соответствующих условиях может выступать в роли кислоты, замещая атомы водорода на
атомы металла:
2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + Н2↑ (амид натрия);
2Li + NH3 = Li2NH + Н2↑ (имид лития).
Взаимодействием NH3 и СО2 получают в больших количествах
ценное азотное удобрение – мочевину:
2 NH3 + CO2
Н2О + CO(NH2)2.
Аммиак способен взаимодействовать со многими органическими веществами:
CH3OH + NH3
C2H5Cl + NH3
CH3NH2 + Н2О;
метиламин
C2H5NH2 + НСl;
этиламин
Cl–CH2–COOH + 2NH3 = NH2–CH2–COOH + NH4Cl.
кислота
аминоуксусная
В лаборатории NH3 получают, действуя щелочами на растворы
солей аммония:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3↑ + H2O
или водой и растворами кислот на нитриды металлов:
Na3N + 3H2O = 3NaOH + NH3↑;
Na3N + 3HCl = 3NaCl + NH3↑.
В промышленности NH3 получают при взаимодействии Н2 и N2
(процесс Габера). Это экзотермическая обратимая реакция:
N2 + 3H2 2NH3.
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]